- •Вопрос 1. Термодинамические параметры. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.
- •Вопрос 2. Закон Гесса – основной закон термохимии. Следствия из закона Гесса.
- •1 Следствие.
- •Вопрос 4. Энергия Гиббса. Уравнение Гельмгольца-Гиббса: энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии самопроизвольного протекания химического процесса.
- •Вопрос 5. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Факторы, определяющие скорость химической реакции
- •4) Природа реагентов
- •5) Площадь соприкосновения твердого вещества Вопрос 6. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье, примеры.
- •Вопрос 7. Растворы: разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. Способы выражения концентрации растворов. Эквивалент. Закон эквивалентов.
- •Вопрос 8. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара над растворами. Закон Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов. Осмотическое давление
- •Вопрос 10. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации. Ступенчатый характер электролитической диссоциации. Смещение ионных равновесий в растворах слабых кислот и оснований.
- •Вопрос 11. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет ph
- •Вопрос 12. Электролитическая диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы образования и нестойкости. Разрушение комплексных соединений
- •Вопрос 13. Гидролиз солей. Основные типы гидролиза. Обратимый гидролиз. Необратимый гидролиз
- •Вопрос 14. Количественные характеристики гидролиза солей (степень гидролиза, константа гидролиза). Вывод формул констант гидролиза, примеры. Влияние различных факторов на степень гидролиза солей.
- •Вопрос 15. Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости Ksp. Условия растворения и образования осадков
- •Вопрос 16. Основные положения квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм, уравнение Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга.
- •Вопрос 22. Природа связи в комплексных соединениях по методу вс. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства.
- •Вопрос 23. Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов
- •Вопрос 24. Основные типы геометрических форм молекул. Использование теории гибридизации для прогнозирования геометрической формы молекулы.
- •28 Вопрос. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия
- •29 Вопрос. Окислители и восстановители, часто применяемые в химической практике. Влияние pH, температуры, концентрации реагентов и их природы на протекание овр.
- •Вопрос 30. Электродные потенциалы металлов. Факторы, определяющие положение металла в активности металлов. Уравнение Нернста.
- •31 Вопрос. Общая характеристика p-элементов VII группы. Получение галогенов, их свойства. Соединения галогенов с водородом. Вопрос 32. Галогены. Методы получения, химические свойства простых веществ.
- •Вопрос 36. Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства.
- •Вопрос 37. Пероксид водорода. Получение и химические свойства. Пероксикислоты и их соли (строение, получение, свойства).
- •Вопрос 38. Соединения серы с водородом и кислородом (получение и свойства). Тиосульфат натрия (строение, получение, свойства).
- •I. Сульфид водорода (сероводород) h2s и сульфиды
- •Вопрос 40. Серная кислота. Методы получения. Химические свойства
- •Вопрос 43. Общая характеристика элементов V группы. Строение атомов. Степени окисления. Отношение простых веществ к кислотам.
- •Вопрос 45. Соединения азота с водородом: аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
- •1. Аммиак
- •2 . Гидразин
- •3. Гидроксиламин
- •Вопрос 48. Соединения фосфора с металлами, водородом, кислородом, галогенами (получение и химические свойства)
- •1. Соединения фосфора с металлами
- •2. Соединения фосфора с водородом
- •3. Галогениды фосфора
- •Вопрос 49. Соединения мышьяка, сурьмы, висмута (оксиды, гидроксиды, галогениды, сульфиды). Получение и свойства этих соединений
- •Вопрос 50. Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов. Галогениды азота
- •Вопрос 51. Оксиды p-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.
- •Вопрос 52. Углерод. Аллотропия, типы гибридизации. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли.
- •Вопрос 53. Кремний. Степени окисления. Свойства кремния. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли
- •Вопрос 54. Олово и свинец. Их химическая активность. Гидроксиды, галогениды, сульфиды этих элементов. Свинцовый сурик
- •Вопрос 55. Хром. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.
- •Вопрос 56. Марганец. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли. Перманганат калия
- •Вопрос 57. Железо, кобальт, никель. Строение атомов, степени окисления. Их отношение к кислотам. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения этих элементов
- •Вопрос 58. Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Их степени окисления. Химические свойства металлов. Оксиды, гидроксиды, соли этих металлов
- •Вопрос 59. Общая характеристика d-элементов II группы. Их оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Химические свойства этих соединений
Вопрос 52. Углерод. Аллотропия, типы гибридизации. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли.
Аллотропия углерода и типы гибридизации в ней
Основные аллотропные модификации углерода: 1. Алмаз. Образуется при высоких давлениях и температуре, как правило – в недрах земли. В кристаллической решетке алмаза каждый атом углерода связан с четырьмя ближайшими соседями, расположенных в вершинах правильного тетраэдра. sp3-гибридное состояние углерода характерно для алмаза, предельных углеводородов, тетрахлорметана и других
2. Графит. Кристаллической решетке графита присуща ярко выраженная слоистость. Каждый атом углерода в графите связан с тремя ближайшими соседями. sp2-гибридное состояние атомов углерода имеет место в графите, карбонат-ионе CO32-, ароматических углеводородах, этилене C2H4
3. Карбин. Строение молекул – цепочечное. Либо полииновое строение (-C≡C-), либо поликумуленовое (=C=C=). sp-гибридное состояние углерода характерно для карбина, CO2, CS2, углеводородов, содержащих тройные или кумулированные двойные связи (C=C=C).
4. Фуллерены. Класс аллотропных форм углерода, представляющих из себя выпуклые замкнутые многогранники, составленные из четного числа атомов углерода в sp2-гибридизации.
Все аллотропные модификации углерода малоактивны |
Оксиды углерода
1. Монооксид углерода CO, угарный газ. Бесцветный газ без запаха, ядовит
Монооксид углерода образуется при неполном сгорании угля и органических веществ, а также при осушении муравьиной кислоты 2C + O2 (нед) =t 2CO HCOOH =H2SO4 CO + H2O
Является кислотным (а не несолеобразующим, как учили в школе), поскольку с щелочами может образовывать соли муравьиной кислоты – формиаты. Необходима температура и давление CO + NaOH =t,p HCOONa
CO – сильный восстановитель.
Легко вступает в реакции присоединения, образуя карбонилы неметаллов и металлов CO + Cl2 = COCl2 фосген CO + S = COS карбонилсульфид и металлов 5CO + Fe = Fe(CO)5 пентакарбонилжелезо 10CO + 2Mn = Mn2(CO)10 декакарбонилдимарганец
2. Диоксид углерода CO2, углекислый газ. Бесцветный газ без запаха
Образуется при полном сгорании угля и органических соединений. В лаборатории получают взаимодействием кислот с карбонатами
Используется в больших количествах для получения мочевины CO2 + 2NH3 = CO(NH2)2 + H2O
С водой образует слабую и неустойчивую двухосновную угольную кислоту H2CO3 CO2 + H2O ↔ H2CO3
Соли угольной кислоты, карбонаты и гидрокарбонаты гидролизуются по аниону. Карбонаты щелочных металлов при сплавлении создают щелочную среду, помогая таким штучкам, как, например, галогены, диспропорционировать и протекать разным ОВР в сплаве.
3. Ален-1,3-дион O=C=C=C=O, недокись углерода. Бесцветный газ с удушливым запахом
Разлагается при нагревании C3O2 =t CO2 + C
Вопрос 53. Кремний. Степени окисления. Свойства кремния. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли
Основные степени окисления кремния – Si-4, Si0, Si+4
Аморфный (мелкокристаллический кремний) получают из диоксида кремния, применяя в качестве восстановителя магний или уголь SiO2 + 2Mg =t Si + 2MgO SiO2 + 2C =t Si + 2CO Кристаллический кремний высокой степени чистоты получают разложением гидрида или восстановлением хлорида кремния водородом SiCl4 + 2H2 =t Si + 4HCl SiH4 =t Si + 2H2
Химические свойства
Немного о связях: Связи Si-O очень прочные Связи Si-Г, Si-H, Si-Si, Si-S легко разрываются. Соединения с такими связями легко превращаются в Si-O
Кремний инертен при обычной температуре. При нагревании же: Si + O2 = SiO2 Si + 2Г2 = SiГ4 Si + 2S = SiS2 3Si + 2N2 = Si3N4 Si + 2Mg = Mg2Si
Растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием силикатов Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2
Медленно растворяется в плавиковой кислоте Si + 6HF= H2[SiF6] + 2H2 и легко в смеси плавиковой и азотной кислот 3Si + 18HF + 4HNO3 = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O Образуется сильная фторкремниевая кислота H2[SiF6]
Образует ионные силициды с металлами и ковалентные с неметаллами. Mg + Si =t Mg2Si Ковалентные силициды и силициды d-элементов химически инертны. Ионные силициды разлагаются водой и кислотами Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4 Mg2Si + 4H2O = 2Mg(OH)2 + SiH4 и окисляются растворами щелочей Mg2Si + 2NaOH + 5H2O = Na2SiO3 + 4H2 + 2Mg(OH)2
Соединения кремния с водородом – силаны SinH2n+2, где n = 1-8. По составу аналогичны предельным углеводородам, однако более реакционноспособны. Силаны токсичны
Силаны обладают восстановительными свойствами – самовоспламеняются на воздухе SiH4 + 2O2 =t SiO2 + 2H2O и разрушаются щелочами даже при маленькой концентрации OH- (кстати, в нейтральной и кислой средах устойчивы) SiH4 + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 4H2
Галогениды кремния – летучие ковалентные соединения, относящиеся к классу галогенангидридов SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl
Диоксид кремния
НЕ растворяется в воде и устойчив к кислотам, кроме плавиковой SiO2 + HF = SiF4 + 2H2O
С щелочами и содой реагирует при сплавлении SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2 SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2
Кремниевые кислоты
Кремниевые кислоты имеют общую формулу mSiO2 nH2O H2SiO3 – метакремниевая кислота H4SiO4 – ортокремниевая кислота H2Si2O5 – диметакремниевая кислота
Кремниевые кислоты нерастворимы в воде и являются слабыми кислотами, слабее даже угольной кислоты Na2SiO3 + H2O + CO2 = Na2CO3 + H2SiO3
Растворимые силикаты гидролизуются с отщеплением воды Na2SiO3 + H2O ↔ NaHSiO3 + NaOH 2NaHSiO3 = Na2Si2O5 + H2O